Serie 0.- Formulación y nomenclatura inorgánica. 0.1.

Serie 0.- Formulación y nomenclatura inorgánica.
0.1.- La tabla periódica.
Todos los compuestos químicos existentes están formados por combinaciones de elementos
químicos cada uno de los cuales se representa mediante un símbolo. Los elementos se ordenan en la
llamada tabla periódica agrupados en grupos (columnas). Los elementos de un mismo grupo
tienen propiedades químicas parecidas.
Tabla 1.- Tabla Periódica. Se muestran los pesos atómicos y las valencias de los elementos más importantes (en blanco
metales, gris claro semimetales, gris intermedio no metales y gris oscuro gases nobles).
H
1,0
+1-1
Li
6,9
+1
He
4,0
Be
9,0
+2
B
10,8
+3-3
Na
23,0
+1
Mg
24,3
+2
Al
27,0
+3
C
12,0
+4+4
-4
Si
28,1
+4-4
K
39,1
+1
Ca
40,1
+2
Sc
45,0
Ti
47,9
V
51,0
Rb
85,5
+1
Sr
87,6
+2
Y
Zr
91,2
Nb
Cs
132,9
+1
Fr
Ba
137,4
+2
Ra
226,1
La
138,9
Hf
N
14,0
+3+5
-3
P
31,0
+3+5
-3
As
74,9
+3+5
-3
Sb
121,8
+3+5
O
16,0
-2
F
19,0
-1
S
Cl
32,1
35,5
+4+6 +1+3+5+7
-2
-1
Se
Br
79,0
79,9
+4+6 +1+3+5+7
-2
-1
Te
I
127,6
126,9
+4+6 +1+3+5+7
-2
-1
Po
At
Ne
20,2
Ar
39,9
Cr
Mn
Fe
52,0
54,9
55,9
+2+3
+2+3
+2+3
+6
+4+6+7
Mo
Tc
Ru
96,0
101,1
Co
58,9
+2+3
Ni
58,7
+2+3
Cu
63,5
+1+2
Zn
65,4
+2
Ga
69,7
Ge
72,6
Kr
Rh
102,9
Pd
106,4
Ag
107,9
+1
Cd
112,4
+2
In
114,8
Sn
118,7
+2+4
Ta
W
183,9
Re
Os
190,2
Ir
192,2
Pt
195,1
+2+4
Au
197,0
+1+3
Hg
200,6
+1+2
Tl
204,4
Pb
207,2
+2+4
Bi
209,0
Ce
140,1
Th
232,1
Pr
Nd
Pm
Sm
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
Tm
Yb
Lu
Pa
U
238,1
Np
Pu
Am
Cm
Bk
Cf
Es
Fm
Md
No
Lr
Xe
Rn
Ac
La electronegatividad es la capacidad que tienen los átomos para atraer a los electrones que ponen
en juego en el enlace químico. En la tabla periódica aumenta hacia la derecha y hacia arriba 1. El
carácter metálico es una medida de la capacidad de ceder electrones y por lo tanto aumenta en
sentido contrario a la electronegatividad2.
0.2.- Valencia y estado de oxidación.
Cuando los átomos se combinan para formar moléculas lo hacen en unas proporciones
determinadas. La capacidad de combinación de un elemento viene determinada por la estructura
electrónica (disposición de los electrones alrededor del núcleo) y se denomina valencia. Los
estados o números de oxidación que puede tener un elemento coinciden con sus valencias pero
con signo positivo o negativo. Cuando se combinan dos elementos, el más electronegativo adquiere
un estado de oxidación negativo mientras que el menos electronegativo adquiere un estado de
oxidación positivo. Así, un mismo elemento puede tener un estado de oxidación negativo o positivo
dependiendo del elemento con el que se combine. En estado elemental (sin combinar con otros
elementos) el estado de oxidación de todos los elementos es cero. La suma de los números de
oxidación de todos los átomos que forman parte de un compuesto neutro ha de ser igual a cero. En
el caso de los iones la suma de los números de oxidación tiene que ser igual a la carga del ión.
1
2
Los gases nobles no tienen electronegatividad ya que prácticamente no reaccionan.
El hidrógeno es un no metal a pesar de estar situado en la parte izquierda de la tabla periódica.
1
0.3.- Sustancias simples.
Las sustancias simples son moléculas formadas por átomos de un mismo elemento. Los casos más
frecuentes son:
- Algunos elementos, cuando se encuentran en estado gaseoso, se presentan como
moléculas diatómicas. Los más frecuentes son H2 (hidrógeno gas), O2 (oxígeno gas), N2
(nitrógeno gas), F2 (flúor gas), Cl2 (cloro gas), Br2 (bromo gas), I2 (yodo gas).
- El oxígeno se puede presentar también en forma de molécula triatómica O3 (ozono).
- Los gases nobles son siempre monoatómicos.
- Algunos elementos se pueden presentar en forma de agrupaciones de diferente número
de átomos (formas alotrópicas). La más conocida son las de azufre que se representan
por Sx (poliazufre).
- Otros elementos forman mallas de gran número de átomos. Es el caso de los metales y
otras sustancias simples como el grafito y el diamante (dos formas del carbono). En este
caso, se representan simplemente por el símbolo del elemento.
0.4.- Combinaciones binarias.
Las combinaciones binarias son los compuestos formados por átomos de dos elementos diferentes.
Para formularlos se escribe en primer lugar el elemento situado más a la izquierda en la siguiente
relación:
Metales B Si C Sb As P H Se Te S I Br Cl O F
Nomenclatura:
- La mayoría de los compuestos binarios se nombran citando en primer lugar el elemento
que se escribe a la derecha (el más electronegativo) con la terminación –uro y después el
elemento de la izquierda.
- Las combinaciones binarias del oxígeno se nombran con el término óxido.
- Los sistemas de nomenclatura son los siguientes:
o Estequiométrica: Se indica el número de átomos de cada elemento mediante los
prefijos mono-, di-, tri-, tetra-, penta-, hexa- o hepta-. Si los elementos que se
combinan sólo tienen una valencia posible no es necesario utilizar prefijos.
o Stock: Se indica la valencia del elemento que se escribe a la izquierda en
números romanos ya que la valencia del que se escribe a la derecha es conocida.
Si el elemento de la izquierda siempre actúa con la misma valencia no es
necesario indicarla.
o Tradicional: Algunos nombres tradicionales como agua y amoníaco siguen
utilizándose por estar muy arraigados en el leguaje cotidiano.
o Antigua (en desuso): Se añade al nombre del elemento que se escribe a la
izquierda una terminación (-oso o –ico) y, a veces, un prefijo (hipo- o per-)
dependiendo de la valencia con que actúe. Se pueden dar cuatro casos:
 El elemento tiene sólo una valencia: Se añade –ico o se antepone la
partícula “de” al nombre del elemento.
 El elemento tiene dos valencias: Se añade –oso cuando actúe con la
menor e –ico cuando actúe con la mayor.
 El elemento tiene tres valencias: hipo-...-oso con la menor, -oso con la
intermedia y –ico con la mayor.
 El elemento tiene cuatro valencias: hipo-...-oso con la menor, -oso con la
segunda, -ico con la tercera y per-...-ico con la mayor.
2
Para formular una combinación binaria se siguen dos procedimientos distintos en función del
sistema de nomenclatura utilizado:
- Estequiométrica: Se escriben los símbolos de los elementos en el orden correcto y se
asigna a cada uno el subíndice indicado por el nombre.
- Stock o Antigua: Se escriben los símbolos de los elementos en el orden correcto, se
intercambian las valencias y, si es posible, se simplifican los subíndices.
Combinaciones binarias del hidrógeno.
El hidrógeno actúa siempre con valencia I. Su número de oxidación será +1 cuando se encuentre
combinado con un elemento más electronegativo y –1 cuando lo esté con uno de menor
electronegatividad.
Hidruros metálicos.
La fórmula general es MHa. El número de oxidación del H es –1 y el del metal +a. El subíndice del
metal es siempre 1 pues la valencia del H es I. El subíndice del H es igual a la valencia del metal
(a).
Hidrógeno con S, Se, Te, F, Cl, Br, I: hidrácidos.
La fórmula general es HaX. El número de oxidación del H es +1. El del no metal X puede ser –1 (F,
Cl, Br, I) o –2 (S, Se, Te). Estos compuestos tienen la propiedad de dar disoluciones ácidas cuando
se disuelven en agua. Por este motivo, cuando se encuentran en disolución acuosa se nombran con
la partícula ácido seguida del nombre del elemento con la terminación –hídrico. En este caso se
conocen como hidrácidos.
Hidrógeno con otros no metales.
La fórmula general es XHa (excepto el agua). Se emplean habitualmente nombres tradicionales:
H2O (agua), NH3 (amoníaco), PH3 (fosfina), AsH3 (arsina), SbH3 (estibina), CH4 (metano), SiH4
(silano), BH3 (borano).
Ejercicio 0.1.- Combinaciones binarias del hidrógeno.
Formular y nombrar los siguientes compuestos:
Hidruro de sodio
Tetrahidruro de estaño
Bromuro de hidrógeno
Ácido clorhídrico
Hidruro de cobalto (II)
Sulfuro de hidrógeno
Amoníaco
Ácido sulfhídrico
Hidruro de calcio
Estibina
Dihidruro de cobre
Hidruro de cobre (I)
Metano
Trihidruro de Boro
Ácido Yodhídrico
Fluoruro de hidrógeno
Hidruro de plomo (IV)
Hidruro de aluminio
Tetrahidruro de silicio
Ácido selenhídrico
FeH3
H2Te
BaH2
PH3
HgH
LiH
NH3
HCl
AsH3
MgH2
3
Combinaciones binarias del oxígeno: óxidos.
La formula general es XaOb, donde X puede ser un metal o un no metal3. La valencia del oxígeno es
siempre II. El estado de oxidación que adquiere el oxígeno es casi siempre –2 ya que es el segundo
elemento más electronegativo4.
Para nombrar los óxidos en nomenclatura Stock o Antigua, hace falta saber la valencia del elemento
X. Podemos diferenciar dos casos:
- El elemento X tiene valencia impar (I, III, V ó VII): En este caso no es posible
simplificar los subíndices por lo que el subíndice de X es siempre 2 (valencia del
oxígeno) y el subíndice del O es igual a la valencia de X.
- El elemento X tiene valencia par (II, IV, VI): En este caso se habrán simplificado los
subíndices dividiendo por 2 por lo que la valencia de X será igual al subíndice del O
multiplicado por 2.
Aparte de los óxidos hay otras combinaciones binarias del oxígeno como los peróxidos,
hiperóxidos y ozónidos. El más conocido de estos compuestos es el peróxidos de hidrógeno o agua
oxigenada (H2O2).
Ejercicio 0.2.- Combinaciones binarias del oxígeno.
Formular y nombrar los siguientes compuestos:
Óxido de litio
Óxido cúprico
Óxido fosfórico
Óxido de manganeso (III)
Óxido de oro (I)
Pentaóxido de dicloro
Trióxido de dibromo
Óxido de estaño (IV)
Dióxido de silicio
Monóxido de dicobre
Óxido peryódico
Óxido de boro
Monóxido de dicloro
Óxido de hierro (II)
Óxido de nitrógeno (V)
Óxido brómico
Óxido de cinc
Óxido de cadmio
Óxido nitroso
Óxido de cobalto (III)
CO2
I2O
As2O5
Na2O
CrO
PtO2
HgO
SO3
Rb2O
Br2O7
Otras combinaciones binarias.
Combinaciones binarias metal-no metal: sales binarias.
La fórmula general es MaXb donde X es un no-metal diferente de O y H. El no metal es siempre el
más electronegativo y por ello se escribe a la derecha y se nombra en primer lugar con la
terminación –uro. Al ser más electronegativo, el no metal adquiere estado de oxidación negativo
que es siempre el mismo. La valencia del no metal es igual al valor absoluto de su número de
oxidación y, por lo tanto, es siempre la misma:
3
Antiguamente, las combinaciones binarias del oxígeno con no metales se conocían como anhídridos.
El elemento más electronegativo es el flúor. Así, si se combinan ambos elementos, es el flúor el que adquiere estado
de oxidación negativo (-1) y se escribe en segundo lugar, formando el compuesto OF2 que se nombra fluoruro de
oxígeno.
4
4
Elementos
F, Cl, Br, I
S, Se, Te
N, P, As, Sb, B
C, Si
Número de oxidación
-1
-2
-3
-4
Combinaciones binarias no metal-no metal.
La fórmula general es XaYb donde X e Y son no metales diferentes del hidrógeno y el oxígeno. El
no metal que se coloca en segundo lugar actúa con estado de oxidación negativo (el mismo que en
las combinaciones binarias metal-no metal) y se cita en primer lugar con el sufijo –uro.
Ejercicio 0.3.- Otras combinaciones binarias.
Formular y nombrar los siguientes compuestos:
Cloruro de bario
Sulfuro férrico
Dibromuro de cobre
Yoduro de mercurio (II)
Seleniuro de magnesio
Cloruro ferroso
Nitruro de aluminio
Hexafluoruro de azufre
Seleniuro de arsenio (III)
Yoduro de calcio
CaCl2
BrF
FeB
CoCl3
MgSe
Yoduro de cromo (III)
Cloruro de sodio
Tetracloruro de carbono
Seleniuro niqueloso
Fluoruro de estroncio
Bromuro de cromo (II)
Fluoruro de bromo (III)
Cloruro de plata
Pentafluoruro de fósforo
Telururo de sodio
FeS
KBr
CS2
CuBr
NiCl2
0.5.- Oxoácidos.
La fórmula general es HaXbOc donde X (elemento central) es un no metal, un semimetal o, en algún
caso, un metal de transición como Mn y Cr.
Para nombrar oxoácidos es necesario conocer el estado de oxidación del elemento central. Para
calcularlo se debe tener en cuenta que:
- El número de oxidación del H en todos los oxoácidos es +1.
- El número de oxidación del O en todos los oxoácidos es –2.
- La suma de los números de oxidación de todos los átomos ha de ser 0.
De acuerdo con estos tres puntos se puede calcular el estado de oxidación del elemento central X
aplicando la siguente fórmula:
Número de oxidación de X 
2c  a
b
El sistema de nomenclatura más utilizado es el tradicional o antiguo que se basa en la utilización de
las terminaciones –oso e -ico y los prefijos hipo- y per- tal como ya se ha explicado (p.e. H2SO4 es
el ácido sulfúrico).
5
En la nomenclatura estequiométrica se nombra de derecha a izquierda colocando un prefijo que
indique el número de átomos de oxígeno + oxo + espacio + prefijo que indique el número de
átomos del elemento central5 + nombre del elemento central terminado en –ato + espacio + de +
espacio + prefijo que indique el número de átomos de hidrógeno5 + hidrógeno (p.e., H2SO4 es el
tetraoxo sulfato de dihidrógeno).
En la nomenclatura Stock existen dos posibilidades. En la primera se nombra de derecha a izquierda
colocando un prefijo que indique el número de átomos de oxígeno + oxo + nombre del elemento
central terminado en –ato + (valencia del átomo central) + espacio + de + espacio + hidrógeno (p.e.
H2SO4 es el tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno). En la segunda se nombra ácido + espacio + prefijo
que indique el número de átomos de oxígeno + oxo + nombre del elemento central terminado en –
ico + (valencia del átomo central) (p.e. H2SO4 es el ácido tetraoxosulfúrico (VI)).
El método tradicional de formular oxoácidos es el de “anhídrido+agua”, pero es poco recomendable
ya que es lento e implica la formulación de reacciones químicas que en la práctica no tienen lugar.
El método consiste en lo siguiente:
- Formular el óxido (anhídrido) que tiene el mismo nombre que el ácido.
- Añadir una molécula de agua.
- Simplificar.
Un sistema más sencillo y rápido se basa en el ajuste del número de átomos de cada elemento a
partir del número de oxidación del elemento central que es conocido por el nombre del ácido:
- Se escriben los símbolos de los elementos en el orden correcto (H X O).
- El número de átomos de oxígeno se obtiene dividiendo el estado de oxidación del
elemento central por dos, eliminando la parte decimal del resultado y sumándole 1.
- El número de átomos de hidrógeno se determina teniendo en cuenta que la suma de los
números de oxidación ha de ser cero, esto es, número de hidrógenos = 2 x número de
oxígenos – estado de oxidación del átomo central.
El método más recomendable consiste en memorizar la siguiente tabla que muestra la fórmula de
los ácidos más frecuentes en función de la valencia del átomo central:
Valencia de X
I
II
III
IV
V
VI
VII
Fórmula
HXO
H2XO2
HXO2
H2XO3
HXO3
H2XO4
HXO4
Como se puede observar en la tabla:
- Todos los ácidos tienen un átomo del elemento central.
- Cuando la valencia del elemento central es impar el ácido tiene un hidrógeno y el
número de átomos de oxígeno aumenta a medida que aumenta la valencia del átomo
central.
- Cuando la valencia del elemento central es par el ácido tiene dos hidrógenos y el número
de átomos de oxígeno aumenta a medida que aumenta la valencia del átomo central.
Los elementos B, Si, P y As forman ácidos polihidratados, es decir, con un contenido en agua
mayor de lo normal. En este caso se antepone al nombre del ácido el prefijo meta- para caracterizar
5
Caso de ser 1 no se antepone el prefijo -mono.
6
al de menor contenido en agua y orto- para indicar el que tiene mayor contenido en agua6. Para
formular el ácido meta- se utiliza cualquiera de los métodos anteriormente explicados. Para
formular el ácido orto- se puede obtener añadiendo una molécula de agua al ácido meta-. El prefijo
orto- puede omitirse mientras que el prefijo meta- debe indicarse siempre. Por ello, el ácido
fosfórico es siempre el ortofosfórico.
Los diácidos son ácidos que provienen de la condensación de dos moléculas iguales de oxoácidos
con pérdida de una molécula de agua. Se reconocen fácilmente por tener dos átomos del elemento
central. Se nombran anteponiendo al nombre del ácido de procedencia el prefijo di- o piro- y se
puede obtener su fórmula multiplicando el ácido normal por 2 y restando una molécula de agua6.
El cromo y el manganeso son metales de transición que acostumbran a formar oxoácidos. Los
ácidos más frecuentes son:
Ácido crómico: H2CrO4
Ácido dicrómico: H2Cr2O7
Ácido mangánico: H2MnO4
Ácido permangánico: HMnO4
Ejercicio 0.4.- Ácidos.
Formular y nombrar los siguientes compuestos:
Ácido clorhídrico
Ácido clórico
Ácido nitroso
Ácido sulfúrico
Ácido mangánico
Ácido peryódico
Ácido fluorhídrico
Ácido fosfórico
Ácido teluroso
Ácido disulfúrico
H2SO4
HNO2
HI(aq)
H3PO3
H2Cr2O7
H2S(aq)
H4P2O7
H2CrO4
Ácido hipobromoso
Ácido metafosfórico
Ácido nítrico
Ácido selenhídrico
Ácido cloroso
Ácido dioxoclórico (III)
Ácido trioxonítrico (V)
Ácido tetraoxobrómico (VII)
Dioxonitrato de hidrógeno
Trioxosulfato de dihidrógeno
HClO4
HIO
HMnO4
H2CO3
H2MnO4
H3PO4
H4SiO4
H2SO3
0.6.- Iones.
Los iones son especies cargadas eléctricamente. Los cationes tienen carga positiva y los aniones
tienen carga netativa.
6
En nomenclatura estequiométrica y stock se siguen las reglas generales anteriormente explicadas sin anteponer ningún
prefijo.
7
Cationes.
Cationes monoatómicos.
Son átomos que han perdido uno o más electrones. Se nombran anteponiendo la palabra catión (o
simplemente ión) al nombre del elemento. Si puede presentar más de un estado de oxidación, se
indica mediante el sistema Stock o el tradicional.
Cationes poliatómicos.
Los más conocidos son un grupo de sustancias que se pueden considerar provenientes de la adición
de un protón a una molécula neutra. Se nombran añadiendo la terminación –onio (H3O+ ión
hidronio, NH4+ ión amonio, PH4+ ión fosfonio).
Aniones.
Aniones monoatómicos.
Son átomos que han ganado uno o más elelectrones. Se nombran añadiendo la terminación –uro al
nombre del elemento.
Aniones poliatómicos.
La mayoría se pueden considerar provenientes de oxoácidos que han cedido uno o más protones 7.
Los aniones poliatómicos se nombran a partir del oxoácido de procedencia cambiando la
terminación –oso por –ito y la terminación –ico por –ato. Para nombrarlos se sigue el siguiente
proceso:
- Formular el oxoácido de procedencia teniendo en cuenta que la carga del ión indica el
número de protones que ha perdido el ácido.
- Nombrar el ácido.
- Nombrar el anión por cambio de la terminación.
Existen iones que se pueden considerar provenientes de ácidos que no han perdido todos los
protones. En este caso, la nomenclatura consiste en anteponer al nombre habitual del ión, un prefijo
que indique el número de átomos de hidrógeno que tiene. También es posible utilizar la
nomenclatura Stock sustituyendo la palabra ácido por ión.
El proceso que puede emplearse para formular los iones poliatómicos es el siguiente:
- Obtener el nombre del ácido de procedencia por cambio de la terminación.
- Formular el ácido.
- Eliminar los protones y asignar al anión una carga negativa igual al número de protones
eliminados.
7
Hay aniones poliatómicos que no se pueden considerar provenientes de oxoácidos que han cedido protones,
destacando el anión hidróxido OH-.
8
Ejercicio 0.5.- Iones.
Formular y nombrar los siguientes compuestos:
Ión hidrógeno
Ión hidruro
Ión níquel (II)
Ión clorito
Ión manganato
Ión sulfuro
Ión dihidrógeno fosfato
Ión oxonio
Ión sodio
Ión nitrato
Ión dicromato
Ión cobre (II)
Ión fosfato
Ión hipoclorito
Ión fosfonio
IO3SO42MnO4Cr2O72H3O+
Ión sulfato
Ión nitrito
Ión fluoruro
Ión ferroso
Ión hidrógenocarbonato
Ión hidróxido
Ión cromato
Ión amonio
Ión peryodato
Ión nitruro
Ión dioxobromato (III)
Ión trioxofosfato (III)
Ión heptaoxodicromato (VI)
Ión tetraoxoclorato (VII)
Ión hidrógenotetraoxosulfato (VI)
Hg+
BrClOHPO42Fe3+
0.7.- Hidróxidos.
Son compuestos formados por combinación de un catión Mn+ (generalmente proveniente de un
metal) y el anión OH-. La fórmula general es M(OH)n (MOH si n=1) donde n es la carga del catión.
Para formular un hidróxido se escribe en primer lugar el catión, después el anión y se intercambian
las cargas en valor absoluto. Los sistemas de nomenclatura utilizados son los mismos que en las
combinaciones binarias, esto es, antiguo, estequiométrico y de Stock.
Ejercicio 0.6.- Hidróxidos.
Formular y nombrar los siguientes compuestos:
Hidróxido de sodio
Hidróxido de hierro (III)
Hidróxido crómico
Hidróxido de amonio
Dihidróxido de cobre
NH4OH
AuOH
Zn(OH)2
RbOH
Ba(OH)2
Hidróxido de plomo (II)
Hidróxido de potasio
Hidróxido platinoso
Trihidróxido de cobalto
Hidróxido de magnesio
Al(OH)3
Ni(OH)2
Cd(OH)2
Mn(OH)2
Pt(OH)4
0.8.-Sales.
Se pueden considerar sales a todos los compuestos provenientes de la combinación de un catión y
un anión diferente de H- (hidruros), O2- (óxidos), OH- (hidróxidos) u otros grupos de compuestos
con nombre propio.
9
El sistema de nomenclatura más utilizado es el tradicional para el anión (que se nombra en primer
lugar) y el de Stock para el catión. Otras combinaciones posibles son: tradicional (anión) –
tradicional (catión), Stock (anión) – Stock (catión), y estequiométrica.
Las sales provenientes de ácidos que no han perdido todos los protones se llaman sales ácidas. Al
ión hidrógenocarbonato se le sigue llamando bicarbonato.
Para formular las sales se puede seguir el siguiente procedimiento:
- Formular el catión.
- Formular el anión.
- Escribir en primer lugar el catión, después el anión, intercambiar las cargas (en valor
absoluto) y simplificar.
Ejercicio 0.7.- Sales.
Formular y nombrar los siguientes compuestos:
Cloruro de hierro (II)
Fosfato de cadmio
Nitrato de litio
Cromato de bario
Dicromato de potasio
Hipoclorito de sodio
Clorato de mercurio (II)
Bromato de berilio
Sulfato de cromo (II)
Permanganato de potasio
Trioxonitrato (V) de litio
Tetraoxomanganato de dipotasio
Tetraoxosulfato de cobre
Tris(tetraoxosulfato) de dialuminio
Trioxodihidrógenocarbonato (IV) de sodio
Cu2SO4
HgS
Ni(ClO2)2
PbI2
NaHCO3
HgNO2
Hidrógenosulfato de sodio
Yodato de cromo (II)
Carbonato de plata
Nitrato férrico
Perclorato de cobalto (III)
Hidrógenocarbonato de potasio
Dihidrógenofosfato de calcio
Ortosilicato de magnesio
Sulfuro de bario
Cloruro amónico
Tetraoxosulfato (VI) de calcio
Trioxoyodato (V) de cromo (II)
Bis(dioxonitrato) de magnesio
Monooxobromato (I) de cobre (I)
Bis(dihidrógenotrioxofosfato) de bario
LiIO3
Fe2(SO3)3
Na2Cr2O7
KMnO4
Ca3(PO4)2
NaCl
0.9.- Compuestos de coordinación.
Un compuesto de coordinción o complejo es una agrupación formada por un átomo central y
diversos ligandos. La especie resultante puede ser positiva, negativa o neutra. Algunos de los
ligandos más habituales son los siguientes:
Ffluoro
O2Oxo
CNCiano
NO Nitrosilo
22Cl
Cloro
O2
Peroxo
CO3
Carbonato CO Carbonilo
BrBromo
OHHidroxo
SO42Sulfato
H2O aqua
22I
Yodo
S
Tio
SO3
Sulfito
NH3 ammina
HHidruro
HSMercapto
NO2Nitrito
10
Nomenclatura:
- En primer lugar se citan los ligandos en orden alfabético (sin tener en cuenta los prefijos
multiplicadores) y seguidos.
- Después de los ligandos se cita el nombre del átomo central, que se deja igual si el
complejo es neutro o positivo y se acaba en –ato si es negativo.
- Si el complejo no es neutro, se antepone a su nombre la partícula ión.
- Finalmente se escribe el estado de oxidación del átomo central en cifras romanas y entre
paréntesis (si el estado de oxidación es cero se escribe (0)).
- Si la especie compleja está formada por dos iones, se nombran en el mismo orden que en
el caso de las sales: primero el anión y después el catión.
Formulación:
- Se escribe en primer lugar el átomo central y a continuación los ligandos en el siguiente
orden: aniónicos – neutros – catiónicos. Dentro de cada grupo de ligandos, se escriben
siguiendo el orden alfabético de los símbolos.
- Los ligandos que son agrupaciones poliatómicas, se escriben entre paréntesis.
- Toda la especie compleja se escribe entre corchetes, indicando la carga que tiene
globalmente.
- Si la especie compleja está formada por dos iones, se escriben en el mismo orden que en
el caso de las sales: primero el catión y después el anión.
Ejercicio 0.8.- Compuestos de coordinación.
Formular y nombrar los siguientes compuestos:
Tetraaquadibromocromo (II)
Tetracarbonilníquel (0)
Ión hexaamminahierro (II)
Ión tetrahidroxocuprato (II)
Ión hexacloroplatinato (IV)
Bromuro de pentaamminabromohierro (III)
Sulfito de tetraamminacobre (II)
Cromato de tetraaquadihidroxocromo (III)
Tetrafluoroborato (III) de níquel (II)
Hexacianoferrato (II) de potasio
Tetracianomercurato (II) de tetraamminadiclorocobalto (III)
Tetraclorocobaltato (III) de diamminaplata
[Fe(NH3)6]3+
[Fe(NO)5]
[CrBr2(H2O)4]
[Co(CO)4]
[Cu(OH)4]2[Fe(CN)6]4[Fe(H2O)6]Cl2
[Cu(NH3)4]SO4
K3[Fe(CN)6]
Li2[Pt(NO2)4]
[Cu(NH3)2]2[MnCl4]
[Pt(NH3)4][Pt(CN)4]
0.10.- Soluciones8.
Ejercicio 0.1.- Combinaciones binarias del hidrógeno.
Hidruro de sodio NaH
Tetrahidruro de estaño SnH4
Bromuro de hidrógeno HBr
Ácido clorhídrico HCl
Hidruro de cobalto (II) CoH2
Sulfuro de hidrógeno H2S
Amoníaco NH3
Ácido sulfhídrico H2S
Hidruro de calcio CaH2
Estibina SbH3
Dihidruro de cobre CuH2
Hidruro de cobre (I) CuH
Metano CH4
Trihidruro de Boro BH3
Ácido Yodhídrico HI
Fluoruro de hidrógeno HF
Hidruro de plomo (IV) PbH4
Hidruro de aluminio AlH3
Tetrahidruro de silicio SiH4
Ácido selenhídrico H2Se
8
En subrayados aparecen los nombres más recomendables y/o frecuentes en cada caso.
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FeH3 Hidruro férrico. Hidruro de hierro (III). Trihidruro de hierro.
H2Te Ácido telurhídrico. Telururo de hidrógeno.
BaH2 Hidruro de bario.
PH3 Fosfina. Hidruro de fósforo (III). Trihidruro de fósforo.
HgH Hidruro mercurioso. Hidruro de mercurio (I). Monohidruro de mercurio.
LiH Hidruro de litio.
NH3 Amoníaco. Hidruro de nitrógeno (III). Trihidruro de nitrógeno.
HCl Ácido clorhídrico. Cloruro de hidrógeno.
AsH3 Arsina. Hidruro de arsénico (III). Trihidruro de arsénico.
MgH2 Hidruro de magnesio.
Ejercicio 0.2.- Combinaciones binarias del oxígeno.
Óxido de litio Li2O
Óxido cúprico CuO
Óxido fosfórico P2O5
Óxido de manganeso (III) Mn2O3
Óxido de oro (I) Au2O
Pentaóxido de dicloro Cl2O5
Trióxido de dibromo Br2O3
Óxido de estaño (IV) SnO2
Dióxido de silicio SiO2
Monóxido de dicobre Cu2O
Óxido peryódico I2O7
Óxido de boro B2O3
Monóxido de dicloro Cl2O
Óxido de hierro (II) FeO
Óxido de nitrógeno (V) N2O
Óxido brómico Br2O5
Óxido de cinc ZnO
Óxido de cadmio CdO
Óxido nitroso N2O5
Óxido de cobalto (III) Co2O3
CO2 Óxido carbónico. Óxido de carbono (IV). Dióxido de carbono.
I2O Óxido hipoyodoso. Óxido de yodo (I). Monóxido de diyodo.
As2O5 Óxido arsénico. Óxido de arsénico (V). Pentaóxido de diarsénico.
Na2O Óxido de sodio.
CrO Óxido cromoso. Óxido de cromo (II). Monóxido de cromo.
PtO2 Óxido platínico. Óxido de platino (IV). Dióxido de platino.
HgO Óxido mercúrico. Óxido de mercurio (II). Monóxido de mercurio.
SO3 Óxido sulfúrico. Óxido de azufre (VI). Trióxido de azufre.
Rb2O Óxido de rubidio.
Br2O7 Óxido perbrómico. Óxido de bromo (VI). Heptaóxido de dibromo.
Ejercicio 0.3.- Otras combinaciones binarias.
Cloruro de bario BaCl2
Yoduro de cromo (III) CrI3
Sulfuro férrico Fe2S3
Cloruro de sodio NaCl
Dibromuro de cobre CuBr2
Tetracloruro de carbono CCl4
Yoduro de mercurio (II) HgI2
Seleniuro niqueloso NiSe
Seleniuro de magnesio MgSe
Fluoruro de estroncio SrF2
Cloruro ferroso FeCl2
Bromuro de cromo (II) CrBr2
Nitruro de aluminio AlN
Fluoruro de bromo (III) BrF3
Hexafluoruro de azufre SF6
Cloruro de plata AgCl
Seleniuro de arsenio (III) As2S3
Pentafluoruro de fósforo PF5
Yoduro de calcio CaI2
Telururo de sodio Na2Te
CaCl2 Cloruro de calcio.
FeS Sulfuro ferroso. Sulfuro de hierro (II). Monosulfuro de hierro.
BrF Fluoruro hipobromoso. Fluoruro de bromo (I). Monofluoruro de bromo.
KBr Bromuro de potasio.
FeB Boruro férrico. Boruro de hierro (III). Monoboruro de hierro.
CS2 Sulfuro de carbónico. Sulfuro de carbono (IV). Disulfuro de carbono.
CoCl3 Cloruro cobáltico. Cloruro de cobalto (III). Tricloruro de cobalto.
CuBr Bromuro cuproso. Bromuro de cobre (I). Monobromuro de cobre.
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MgSe Seleniuro de magnesio.
NiCl2 Cloruro niqueloso. Cloruro de níquel (II). Dicloruro de níquel.
Ejercicio 0.4.- Ácidos.
Ácido clorhídrico HCl
Ácido hipobromoso HBrO
Ácido clórico HClO3
Ácido metafosfórico HPO2
Ácido nitroso HNO2
Ácido nítrico HNO3
Ácido sulfúrico H2SO4
Ácido selenhídrico H2Se
Ácido mangánico H2MnO4
Ácido cloroso HClO2
Ácido periódico HIO4
Ácido dioxoclórico (III) HClO2
Ácido fluorhídrico HF
Ácido trioxonítrico (V) HNO3
Ácido fosfórico H3PO4
Ácido tetraoxobrómico (VII) HBrO4
Ácido teluroso H2TeO3
Dioxonitrato de hidrógeno HNO2
Ácido disulfúrico H2S2O7
Trioxosulfato de dihidrógeno H2SO3
H2SO4 Ácido sulfúrico. Ácido tetraoxosulfúrico (VI). Tetraoxosulfato de dihidrógeno.
HClO4 Ácido perclórico. Ácido tetraoxoclórico (VII). Tetraoxoclorato de hidrógeno.
HNO2 Ácido nitroso. Ácido dioxonítrico (III). Dioxonitrato de hidrógeno.
HIO Ácido hipoyodoso. Ácido monooxoyódico (I). Monoyodato de hidrógeno.
HI(aq) Ácido yodhídrico.
HMnO4 Ácido permangánico. Ácido tetraoxomangánico (VII). Tetraoxomanganato de hidrógeno.
H3PO3 Ácido fosforoso. Ácido trioxofosfórico (III). Trioxofosfato de trihidrógeno.
H2CO3 Ácido carbónico. Ácido trioxocarbónico (IV). Trioxocarbonato de dihidrógeno.
H2Cr2O7 Ácido dicrómico. Ácido heptaoxodicrómico (VI). Heptaoxodicromato de dihidrógeno.
H2MnO4 Ácido mangánico. Ácido tetraoxomangánico (VI). Tetraoxomanganato de dihidrógeno.
H2S(aq) Ácido sulfhídrico.
H3PO4 Ácido fosfórico. Ácido tetraoxofosfórico (V). Tetraoxofosfato de trihidrógeno.
H4P2O7 Ácido difosfórico. Ácido heptaoxodifosfórico (V). Heptaoxodifosfato de tetrahidrógeno.
H4SiO4 Ácido ortosilícico. Ácido tetraoxosilícico (IV). Tetraoxosilicato de tetrahidrógeno.
H2CrO4 Ácido crómico. Ácido tetraoxocrómico (VI). Tetraoxocromato de dihidrógeno.
H2SO3 Ácido sulfuroso. Ácido trioxosulfúrico (IV). Trioxosulfato de dihidrógeno.
Ejercicio 0.5.- Iones.
Ión hidrógeno H+
Ión sulfato SO42Ión hidruro HIón nitrito NO22+
Ión níquel (II) Ni
Ión fluoruro FIón clorito ClO2
Ión ferroso Fe2+
Ión manganato MnO42Ión hidrógenocarbonato HCO32Ión sulfuro S
Ión hidróxido OHIón dihidrógeno fosfato H2PO4Ión cromato CrO42+
Ión oxonio H3O
Ión amonio NH4+
Ión sodio Na+
Ión peryodato IO4Ión nitrato NO3
Ión nitruro N3Ión dicromato Cr2O72Ión dioxobromato (III) BrO22+
Ión cobre (II) Cu
Ión trioxofosfato (III) PO33Ión fosfato PO43Ión heptaoxodicromato (VI) Cr2O72Ión hipoclorito ClO
Ión tetraoxoclorato (VII) ClO4+
Ión fosfonio PH4
Ión hidrógenotetraoxosulfato (VI) HSO4IO3- Ión yodato. Ión trioxoyodato (V).
Hg+ Ión mercurioso. Ión mercurio (I).
SO42- Ión sulfato. Ión tetraoxosulfato (VI).
Br- Ión bromuro.
MnO4- Ión permanganato. Ión tetraoxomanganato (VII).
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ClO- Ión hipoclorito. Ión monooxoclorato (I).
Cr2O72- Ión dicromato. Ión heptaoxodicromato (VI).
HPO42- Ión hidrógenofosfato. Ión tetraoxohidrógenofosfato (V).
H3O+ Ión oxonio. Ión hidronio.
Fe3+ Ión férrico. Ión hierro (III).
Ejercicio 0.6.- Hidróxidos.
Hidróxido de sodio NaOH
Hidróxido de plomo (II) Pb(OH)2
Hidróxido de hierro (III) Fe(OH)3
Hidróxido de potasio KOH
Hidróxido crómico Cr(OH)3
Hidróxido platinoso Pt(OH)2
Hidróxido de amonio NH4OH
Trihidróxido de cobalto Co(OH)3
Dihidróxido de cobre Cu(OH)2
Hidróxido de magnesio Mg(OH)2
NH4OH Hidróxido de amonio.
Al(OH)3 Hidróxido de aluminio.
AuOH Hidróxido auroso. Hidróxido de oro (I). Monohidróxido de oro.
Ni(OH)2 Hidróxido niquéloso. Hidróxido de níquel (II). Dihidróxido de níquel.
Zn(OH)2 Hidróxido de cinc.
Cd(OH)2 Hidróxido de cadmio.
RbOH Hidróxido de rubidio.
Mn(OH)2 Hidróxido manganoso. Hidróxido de manganeso (II). Dihidróxido de manganeso.
Ba(OH)2 Hidróxido de bario.
Pt(OH)4 Hidróxido platínico. Hidróxido de platino (IV). Tetrahidróxido de platino.
Ejercicio 0.7.- Sales.
Cloruro de hierro (II) FeCl2
Hidrógenosulfato de sodio NaHSO4
Fosfato de cadmio Cd3(PO4)3
Yodato de cromo (II) Cr(IO3)2
Nitrato de litio LiNO3
Carbonato de plata Ag2CO3
Cromato de bario BaCrO4
Nitrato férrico Fe(NO3)3
Dicromato de potasio K2Cr2O7
Perclorato de cobalto (III) Co(ClO4)3
Hipoclorito de sodio NaClO
Hidrógenocarbonato de potasio KHCO3
Clorato de mercurio (II) Hg(ClO4)2
Dihidrógenofosfato de calcio Ca(H2PO4)2
Bromato de berilio Be(BrO3)2
Ortosilicato de magnesio Mg2SiO4
Sulfato de cromo (II) CrSO4
Sulfuro de bario BaS
Permanganato de potasio KMnO4
Cloruro amónico NH4Cl
Trioxonitrato (V) de litio LiNO3
Tetraoxosulfato (VI) de calcio CaSO4
Tetraoxomanganato de dipotasio K2MnO4
Trioxoyodato (V) de cromo (II) Cr(IO3)2
Tetraoxosulfato de cobre CuSO4
Bis(dioxonitrato) de magnesio Mg(NO2)2
Tris(tetraoxosulfato) de dialuminio Al2(SO4)3
Monooxobromato (I) de cobre (I) CuBrO
Trioxodihidrógenocarbonato (IV) de sodio NaH2CO3
Bis(dihidrógenotrioxofosfato) de bario Ba(H2PO3)2
Cu2SO4 Sulfato cuproso. Sulfato de cobre (I). Tetraoxosulfato (VI) de cobre (I). Tetraoxosulfato de
dicobre.
LiIO3 Yodato de litio. Trioxoyodato (V) de litio. Trioxoyodato de monolitio.
HgS Sulfuro mercúrico. Sulfuro de mercurio (II).
Fe2(SO3)3 Sulfito férrico. Sulfito de hierro (III). Trioxosulfato (IV) de hierro (III).
Tris(trioxosulfato) de dihierro.
Ni(ClO2)2 Clorito niqueloso. Clorito de níquel (II). Dioxoclorato (III) de níquel (II).
Bis(dioxoclorato) de níquel.
Na2Cr2O7 Dicromato de sodio. Heptaoxodicromato (VI) de sodio. Heptaoxodicromato de disodio.
PbI2 Yoduro plumboso. Yoduro de plomo (II).
KMnO4 Permanganato de potasio. Tetraoxomanganato (VII) de potasio. Tetraoxomanganato de
monopotasio.
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NaHCO3 Hidrógenocarbonato de sodio. Trioxohidrógenocarbonato (IV) de sodio.
Trioxohidrógenocarbonato de monosodio.
Ca3(PO4)2 Fosfato de calcio. Tetraoxofosfato (V) de calcio. Bis(tetraoxofosfato) de tricalcio.
HgNO2 Nitrito mercurioso. Nitrito de mercurio (I). Dioxonitrato (III) de mercurio (I). Dioxonitrato
de monomercurio.
NaCl Cloruro sódico.
Ejercicio 0.8.- Compuestos de coordinación.
Tetraaquadibromocromo (II) [CrBr2(H2O)4]
Tetracarbonilníquel (0) [Ni(CO)4]
Ión hexaamminahierro (II) [Fe(NH3)6] 2+
Ión tetrahidroxocuprato (II) [Cu(OH)4] 2Ión hexacloroplatinato (IV) [PtCl6] 2Bromuro de pentaamminabromohierro (III) [FeBr(NH3)5]Br2
Sulfito de tetraamminacobre (II) [Cu(NH3)4]SO4
Cromato de tetraaquadihidroxocromo (III) [Cr(OH)2(H2O)4] 2CrO4
Tetrafluoroborato (III) de níquel (II) Ni[BF4] 2
Hexacianoferrato (II) de potasio K4[Fe(CN)6]
Tetracianomercurato (II) de tetraamminadiclorocobalto (III) [CoCl(NH3)4][Hg(CN)4]
Tetraclorocobaltato (III) de diamminaplata [Ag(NH3)2][CoCl4]
[Fe(NH3)6]3+ Ión hexaamminahierro (III)
[Fe(NO)5] Pentanitrosilhierro (0)
[CrBr2(H2O)4] Tetraaquadibromocromo (II)
[Co(CO)4] Tetracarbonilcobalto (0)
[Cu(OH)4]2- Ión tetrahidroxocuprato (II)
[Fe(CN)6]4- Ión hexacianoferrato (II)
[Fe(H2O)6]Cl2 Cloruro de hexaaquahierro (II)
[Cu(NH3)4]SO4 Sulfato de tetraamminacobre (II)
K3[Fe(CN)6] Hexacianoferrato (III) de potasio
Li2[Pt(NO2)4] Tetraoxonitritoplatinato (II) de litio
[Cu(NH3)2]2[MnCl4] Tetracloromanganato (II) de diamminacobre (I)
[Pt(NH3)4][Pt(CN)4] Tetracianoplatinato (II) de tetraamminaplatino (II)
0.11.- Bibliografía.
- Santi Josa. “Guía Básica de Formulación y Nomenclatura. Química Inorgánica y Orgánica (para
estudiantes de secundaria)”. Edunsa, Ediciones y Distribuciones Universitarias S.A., 1995.
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